Geometria Molecular, Lewis , Hibridação

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Química A 
UNIVERSIDADE NOVA DE LISBOA 
Faculdade de Ciências e Tecnologia 
MESTRADO INTEGRADO EM ENGENHARIA DO AMBIENTE 
 
 
1º Semestre - 2013/2014 
 
Doutor João Paulo Noronha 
 
jpnoronha@fct.unl.pt 
(I a III) 
insert Table 1.5 
page 7 
Química A 
2 
Eletronegatividade 
Teoria estrutural: 
 1. Valência (nº fixo de lig.), C tetravalente 4, O 2, H e X 1 
 2. C. usa 1 ou +valências => C-C, C=C, CΞC 
< < 
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3 
3. A Maioria das Ligações estão “Entre” Covalentes e Iónicas: 
 
 Covalente Iónica Covalente 
Polar 
4 
Ligação Covalente Polar 
 É uma ligação covalente polar: 
 o átomo mais eletronegativo possui carga 
parcial negativa, indicado pelo simbolo δ- 
 O átomo menos eletronegativo possui carga 
parcial positiva, indicado pelo simbolo δ+ 
 Num modelo de densidade eletrónica: 
 vermelho indica uma região de elevada 
densidade eletrónica. 
 Azul indica uma região de baixa densidade 
eletrónica. 
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4 
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5 
Ligações Polares 
A Forma das Moléculas 
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6 
A Forma das Moléculas 
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7 
 
Orbitais atómicas e moleculares 
 
Mecânica 
Quântica 
Teoria atómica/ 
estrutura molecular 
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8 
2 (x,y,z) 
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9 
2, 3D 
Formas 
das 
orbitais 
2 (x,y,z) => prob. encontrar 
eletrões no espaço 
Sinais de fase 
 – função de onda 
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 Configurações 
Eletrónicas 
 
Regras: 
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Princípio de Aufbau 
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C N 
O F 
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Configurações Eletrónicas 
Gases Nobres / Regra do octeto 
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Orbitais Moleculares 
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Orbitais Moleculares 
AO MO 
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A covalent bond - Orbital Overlap Model 
 A covalent bond forms when a portion of an atomic 
orbital of one atom overlaps a portion of an atomic 
orbital of another atom. 
 in forming the covalent bond in H-H, for example, 
there is overlap of the 1s orbitals of each hydrogen. 
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21 
Os Tipos de Sobreposição de Orbitais 
Ligação s 
Ligação 
p 
Hibridação molecular e estrutura das moléculas 
HLi 
 
Hidreto 
de Lítio 
 
 
 
H2Be 
Hidreto 
de Berílio 
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Orbitais atómicas Orbitais híbridas 
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24 
Orbitais Híbridas 
 O Problema: 
 A sobreposição de orbitais atómicas 2s e 2p 
originaria ângulos de ligação de 
aproximadamente 90°. 
 em vez disso, observam-se ângulos de ligação 
de aproximadamente 109,5°, 120° e 180°. 
 
 A Solução: 
 hibridação de orbitais atómicas. 
 os elementos do 2º período usam orbitais 
híbridas sp3, sp2 e sp para as ligações. 
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25 
Orbitais Híbridas 
 Estudamos 3 tipos de orbitais atómicas: 
 
sp3 (1 orbital s + 3 orbitais p originam 4 orbitais sp3) 
sp2 (1 orbital s + 2 orbitais p originam 3 orbitais sp2) 
sp (1 orbital s + 1 orbital p originam 2 orbitais sp) 
 
 A sobreposição de orbitais híbridas pode formar 2 tipos 
de ligações, dependendo da geometria da sobreposição: 
 
Ligações s (sigma) são formadas por sobreposição “direta” 
Ligações p (pi) são formadas por sobreposição “paralela” 
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A sobreposição intraatómica de orbitais 
2s e uma 2p gera duas novas orbitais 
moleculares híbridas: s + p  duas sp 
híbridas, com arranjo linear 
Hibridação de Orbitais 
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26 H2Be Hidreto de Berílio 
Hibridação de Orbitais 
Nota: n orbitais atómicas  n novas orbitais 
São possíveis outras combinações de 
sobreposição intraatómicas (hibridação): 
 
s + p + p  3 sp2 com forma trigonal 
 
s + p + p + p  4 sp3 com forma tetraédrica 
 
videos Química A 27 
E 
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 C-C ≈ 83 kcal.mol-1 
 
 C 1s2 2s2 2p2 (4es ligantes)  ligações covalentes estáveis! 
 (ligações iónicas instáveis) 
CH4 
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Orbitais Híbridas sp3 
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Ligação no Etano: Sobreposição de 
duas Orbitais Híbridas sp3 
 CH3-CH3 
 1s 2sp32sp31s 7 ligações s (C-C) e (C-H) 109,5º 
Aulas2006-7/QOG/Chem3ASp03/Videos3rdEdn/C9_ETHAN.MOV
Orbitais Híbridas sp2 
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sp2 sp 
 
C C
H
H H
H
C C HH
120º
180º
Eteno
Etino
C -> C4+ + 4e- IP = 1481 kcal mol-1 
Li -> Li+ + e- IP = 124 kcal mol-1 Química A 
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Eteno Etino 
 Uma ligação tripla carbono-carbono consiste 
numa ligação sigma (s) e duas ligações pi (p) 
 
Orbitais Híbridas sp 
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 Resumo das orbitais e tipo de ligações: 
H-C-C-H
H
H
H
H
H
C C
H
H H
H-C C-H
Hybrid-
ization
Types of 
Bonds to Carbon Example
sp
3 four s igma bonds
sp2 three sigma bonds
and one pi bond
sp two sigma bonds
and two pi bonds
Ethane
Ethylene
Acetylene
Name
Orbitais Híbridas 
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Estruturas de Kekulé e de Lewis 
CH4 H C H
H
H
H C H
H
H
C H
H3C-CH3
H2C=CH2
H-C C-H
Kekulé Lewis
Ligação s C-H
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Estruturas de Lewis 
 Gilbert N. Lewis 
 Camada de Valência: camada mais externa de 
um átomo. 
 Electrões de Valência: eletrões na camada de 
valência de um átomo; estes eletrões são 
utilizados na formação de ligações químicas. 
 Estrutura de Lewis 
 o simbolo do átomo representa o núcleo e os 
eletrões das camadas internas. 
 os pontos representam os eletrões de valência. 
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Estruturas de Lewis 
 Estruturas de Lewis para os elementos 1-18 da Tabela Periódica 
N OB
H
Li Be
Na Mg
He
1 A 2 A 5 A 6 A 7 A 8 A3 A 4 A
Cl
 F
S
Ne
Ar
C
SiAl P
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Desenho de Estruturas de Lewis 
 Para desenhar uma estrutura de Lewis: 
 determinar o número de eletrões de valência na molécula ou ião. 
 determinar o arranjo espacial dos átomos. 
 conectar os átomos por ligações simples. 
 organizar os eletrões restantes de modo que cada átomo tenha 
uma camada de valência completa. 
 mostrar os eletrões de ligação como uma única ligação. 
 mostrar os eletrões não-ligantes como um par de pontos. 
 os átomos compartilham um par de eletrões numa ligação simples, 
dois pares numa ligação dupla, e 3 pares numa ligação tripla. 
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Conectividade 
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Estruturas de Lewis 
Como distribuir os eletrões de valência 
Dióxido de Carbono CO2 
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42 
 
 
Tetracloreto de carbono CCl4 
 
 
 
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Estruturas de Lewis Correctas 
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Cargas formais 
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Estruturas de Lewis 
Hydrogen chloride
Methane Ammonia
Water
H O
H
H
H NH C
H
H
H Cl
H
H
H2O (8)
NH3 (8)CH4 (8)
HCl (8)
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52 
Carbonic acidMethanal
Acetylene
Ethylene
H
C C
H
C C HH
H
O
CC
H
O
H
O
H
HH
O
C2H4 (12)
C2H2 (10)
CH2O (12) H2CO3 (24)
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Estruturas de Lewis 
 Em moléculas neutras contendo C, H, N, O, e halogéneo: 
 hidrogénio tem uma ligação. 
 carbono tem 4 ligações e não possui eletrões não 
compartilhados. 
 azoto tem 3 ligações e possui um par de eletrões não 
compartilhados. 
 oxigénio tem 2 ligações e possui 2 pares de eletrões não 
compartilhados. 
 halogéneo tem 1 ligações e possui 3 pares de eletrões não 
compartilhados. 
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Estruturas de Lewis 
 Formal carga: a carga de um átomo numa molécula ou ião 
poliatómico: 
 escrever a estrutura de Lewis para a molécula ou ião. 
 atribuir a cada átomo todos os eletrões não compartilhados 
(não-ligantes) e metade são eletrões compartilhados (ligantes) . 
 comparar este número com o número de eletrões de valência do 
átomo neutro, não ligado. 
 se o número é menor que o atribuído ao átomo não ligado, o 
átomo tem uma carga formal positiva. 
 Se o número for maior, o átomo tem uma carga formal negativa. 
# of valen ce 
electrons in 
unb ond ed atom
all 
unsharedelectrons
on e-half 
of al l shared 
electrons
+
Formal
charge
=
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Carga Formal 
 Exemplos: 
NH4
+ CH3 NH3
+
HCO 3
- CO3
2-
OH-
CH3 CO2
-CH3
-
CH3 OH2
+
BF 4
-
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Carga Formal 
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60 
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 H3PO4, Ácido fosfórico 
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H2SO4, Ácido sulfúrico 
1. H2O 6(O) + 2 x 1(H) = 8 
 OH- 6(O) + 1(H) + 1(-) = 8 
 H3O
+ 6(O) + 3 x 1(H) - 1(+) = 8 
 
 
2. CO2 ne = 4(C) + 2 x 6(O) = 16 
 
O C O O C O
correcto incorrecto
3. +NH4 
 
N HH
H
H
H 1 cada (0)
N 4 (-1e) carga +1, N
 -OCH3 
 
C OH
H
H
H 1 cada (0)
C 4 (0)
O 7 (+1e) carga -1, O
 H2CO 
 
C O
H
H
H 1 cada (0)
C 4 (0)
O 6 (0) sem carga
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4. +CH3 CH3
. 
 
C HH
H
catião metilo
C HH
H
radical metilo
Estruturas de Lewis: 
1. HF 
2. F2 
3. CH3F 
4. HNO2 
5. HCN 
6. SO4
2- 
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Determinação de estruturas orgânicas 
CnH2n+2 + 3 (n+1)/2 O2

nCO2 + (n+1)H2O
mA mCO2, mH2O
%H
1
,
%C
12
,
%X
paX
a atg H, b atg C, c atg X
simplificação
Fórmula Empírica CxHyXz
- Fórmula Empírica 
 C, H, X (Análise Elementar) 
F. Empírica  F. Molec. CH2, C2H4 eteno, 
C5H10 ciclopentano, C6H12 ciclo-hexano 
mH =
mH2O
18
x 2 mC=
mCO2
44
x 12
%H = mH / mA x 100 %C = mC / mA x 100 %X
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Determinação de estruturas orgânicas 
- Peso Molecular 
PM =
mRT
Pv
gases, líquidos vol.
PM =
1000 Kc m
líquidos não vol., sólidos
MT
PM
Espectrometria de
Massa (MS)
- Fórmula Molecular 
m(CxHyXz) = P' PM = P' F. Molecular = n F. Empírica
Fórmula Molecular CnxHnyXnz
 Propriedades físicas 
 Propriedades químicas 
 Propriedades espectroscópicas 
- Fórmula de Estrutura 
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